Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 6 - ThS. Trần Thị Minh Nguyệt

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:24

Thêm vào BST

Báo xấu

14
lượt xem 3
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Hoá học đại cương chương 6 Các quá trình điện hóa, cung cấp cho người học những kiến thức như: Pin điện; Chiều và trạng thái cân bằng của phản ứng oxi hóa khử; Sự điện phân. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 6 - ThS. Trần Thị Minh Nguyệt

CHƢƠNG VI. CÁC QUÁ TRÌNH ĐIỆN HÓA 6.1. Pin điện 6.2. Chiều và trạng thái cân bằng của phản ứng oxi hóa khử 6.3. Sự điện phân 1
Các khái niệm 1. Chất oxy hóa: chất (ion) có khả năng nhận electron Vd: Cl2, O2, MnO4-, Cr2 O72- 2. Chất khử: chất (ion) có khả năng nhường electron Vd: Zn, Na, Fe2+, Cl- 3. Cặp oxy hóa - khử liên hợp: một chất oxy hóa sau khi nhận thêm e trở thành dạng khử liên hợp (và ngược lại) Ký hiệu OXH /Kh Vd: Fe3+ + e → Fe2+ ta có cặp Fe3+/ Fe2+ 2H+ + 2e → H2 ta có cặp 2H+/ H2 MnO4- + 5e + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O ta có cặp MnO4-, H+/ Mn2+2
Các khái niệm 4. Sự khử: sự nhận electron Cu2+ + e → Cu+ đây là sự khử ion Cu2+ 5. Sự oxy hóa: Là sự nhường electron Zn2+ + e → Zn2+ đây là sự oxy hóa Zn 6. Phản ứng oxy hóa - khử : phản ứng có trao đổi e giữa chất khử và chất oxy hóa Vd: 2Fe3+ + Sn2+ → 2Fe2+ + Sn4+ 3
6.1. PIN ĐIỆN 6.1.1. Cấu tạo và hoạt động của pin Zn-Cu (pin Daniell –Jacobi): Cu2+ + 2e = Cu Zn – 2e = Zn2+ Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu Qui ƣớc: (–) Zn│ZnSO4 ║CuSO4│Cu (+) 4
5
6.1.2. Cơ chế hoạt động của pin: Ion bị hydrat hóa Kim loại + nƣớc  ion bị hydrat hóa + electron (trong dung dịch) (trên thanh kim loại) M + mH2O  Mn+.mH2O + ne 6
6.1.2. Cơ chế hoạt động của pin: Trên bề mặt lớp tiếp xúc kim loại – dung dịch xuất hiên một lớp điện tích kép và do đó sinh ra một hiệu điện thế E, đƣợc gọi là thế điện cực (hay thế oxi hóa khử) E phụ thuộc: Bản chất kim loại làm điện cực Bản chất của dung môi Nhiệt độ Nồng độ của ion kim loại trong dung dịch 7
6.1.3. Thế điện cực: Cấu tạo của điện cực hydro tiêu chuẩn: E o 2H  /H 2 0 8
6.1.3. Thế điện cực:  Ghép điện cực Zn với điện cực hydro ta có pin: (–) Zn│ZnSO41M ║2H+1M│H2 (Pt) (+) Eo  E2H o  /H  E o Zn 2 /Zn  0,763(V) 2  o EZn 2 /Zn  0,763(V)  Ghép điện cực Cu với điện cực hydro ta có pin: (–) (Pt) H2│2H+1M ║CuSO41M│Cu (+) Eo  ECu o 2 /Cu  E o 2H  /H  0,34(V) 2  E o Cu 2 /Cu  0,34(V) 9
6.1.4. Các loại điện cực: a. Điện cực loại I: Kim loại nhúng trong dung dịch muối của kim loại đó, điện cực khí  Điện cực kim loại: Men+ │ Me Men+ + ne = Me RT EMen /Me  EMe o n /Me  ln[Me n  ] nF T=298K: 0,059 EMen /Me  EMe o n /Me  lg[Me n  ] n  Điện cực khí: (Pt) 2H+ │ H2 2H+ + 2e = H2 0,059 [H  ]2 E2H  /H  E o 2H  /H 2  lg T=298K: 2 2 PH 2 10
6.1.4. Các loại điện cực: b. Điện cực loại II: Kim loại phủ hợp chất ít tan của kim loại đó nhúng trong dung dịch chứa anion giống anion của hợp chất ít tan  Ag│AgCl, KCl: AgCl + e  Ag + Cl– CB chất điện ly ít tan AgCl ↓  Ag+ + Cl– Vậy ta có TAgCl =  Ag +  Cl-  0 0,059 TAgCl T= 298K E Ag+ /Ag = E Ag + /Ag + lg - 1 [Cl ] 11
6.1.4. Các loại điện cực: b. Điện cực loại II: Kim loại phủ hợp chất ít tan của kim loại đó nhúng trong dung dịch chứa anion giống anion của hợp chất ít tan  Hg│Hg2Cl2, KCl: Hg2Cl2 + 2e  2Hg + 2Cl– CB chất điện ly ít tan Hg2 Cl2 ↓  Hg22+ + 2Cl– Vậy ta có 2 THg2Cl2 =  Hg  Cl  2 2 - RT 2 RT THg 2Cl 2 EHg 2 /2Hg  E o Hg 22 /2Hg  ln[Hg 2 ]  EHg 2 /2Hg  o ln 2 2F 2 2F [Cl  ]2 0 0,059 TAgCl E Hg2 /2Hg = E Hg 22 /2Hg + lg - 2 T = 298K 2 2 [Cl ] 12
6.1.4. Các loại điện cực: c. Điện cực oxi hóa khử (loại III): Kim loại trơ (Pt) nhúng trong dung dịch chứa hỗn hợp của dạng oxi hóa và dạng khử  (Pt) FeCl3│FeCl2: Fe3+ + e  Fe2+ 3 0 [Fe ] T =298K E Fe3+ /Fe2+ = E Fe3+ /Fe2 + 0,059. lg [Fe 2 ] 13
6.1.4. Các loại điện cực: c. Điện cực oxi hóa khử (loại III): Kim loại trơ (Pt) nhúng trong dung dịch chứa hỗn hợp của dạng oxi hóa và dạng khử  (Pt) KMnO4, H2SO4 │ MnSO4 MnO4– + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O T = 298K 8 0, 059 [MnO ].  H  -  0 4 E MnO- ,H+ /Mn 2+ = E + lg 4 MnO-4 ,H + /Mn 2+ 5 [Mn 2 ] 14
6.2. CHIỀU VÀ TRẠNG THÁI CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ a. Chiều của phản ứng oxi hóa khử: G = – nEF < 0  E>0 E = E+ - E- E+; E- : thế khử của các cặp oxh khử tham gia p/ứ phụ thuộc: nồng độ dạng oxi hóa nồng độ dạng khử môi trƣờng và nhiệt độ Khi [oxi hóa] = [khử] = 1M  Eo = Eo+ – Eo-  Chiều của p/ứ oxi hóa khử là chiều tác dụng của dạng oxi hóa của cặp có điện thế cao với dạng khử của cặp có điện thế thấp 15
6.2. CHIỀU VÀ TRẠNG THÁI CÂN BẰNG CỦA PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ b. Trạng thái CB của phản ứng oxi hóa khử: Go = – nEoF Go = – RTlnKC nEo F  KC  e RT Eo nhỏ  sự thay đổi NĐ các chất oxh, chất khử và môi trƣờng có thể thay đổi chiều hƣớng p/ứ Eo lớn  KC rất lớn sự thay đổi NĐ các chất oxh, chất khử và mtr khó có thể thay đổi chiều hƣớng p/ứ 16
6.3. SỰ ĐIỆN PHÂN 6.3.1. Hiện tƣợng điện phân: Xét hiện tƣợng khi nhúng hai điện cực graphit đƣợc nối với nguồn điện 1 chiều vào muối ăn nóng chảy Catôt: Na+ + e = Na Anôt: 2Cl– – 2e = Cl2  2NaCl = 2Na + Cl2  Sự oxi hóa và sự khử xảy ra trên bề mặt điện cực khi cho dòng điện một chiều đi qua dung dịch của chất điện ly hoặc chất điện ly nóng chảy có kèm theo sự biến đổi điện năng thành hóa năng đƣợc gọi là sự điện phân 17
6.3.2. Qui luật anôt và catôt khi điện phân dung dịch nƣớc: a. Thứ tự phóng điện của các anion trên anôt: Anion nào thuộc cặp có điện thế càng thấp càng dễ phóng điện - Anôt làm bằng kim loại: kim loại bị hòa tan - Anôt là điện cực trơ (Pt, Graphit…): + Anion đơn giản (không chứa oxi): S2–, I–, Br–, Cl– … + OH– + Anion chứa oxi: SO42–, NO3– … b. Thứ tự phóng điện của các cation trên catôt: Kim loại đứng sau nhôm trong dãy thế khử mới bị khử ở catôt 18
6.3.2. Qui luật anôt và catôt khi điện phân dung dịch nƣớc: 1. Điện phân dung dịch CuSO4:  Anôt trơ: Anôt: OH–, SO42– 4OH- – 4e = O2 + 2H2O Catôt: Cu2+, H3O+ Cu2+ + 2e = Cu  Anôt bằng đồng: Anôt: Cu, OH–, SO42– Cu – 2e = Cu2+ Catôt: Cu2+, H3O+ Cu2+ + 2e = Cu 19
6.3.2. Qui luật anôt và catôt khi điện phân dung dịch nƣớc: 2. Điện phân dung dịch Na2SO4: Anôt: OH–, SO42– Metyldacam 4OH- – 4e = O2 + 2H2O Catôt: H3O+, Na+ Phenolphtalein 2H3O+ + 2e = H2 + 2H2O 3. Điện phân dung dịch KI: Anôt: I–, OH– Hồ tinh bột 2I- – 2e = I2 Catôt: H3O+, K+ Phenolphtalein 2H3O+ + 2e = H2 + 2H2O 20